Anaílise Volumétrica

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Profª:Débora de Andrade Santana 
 Envolve a medida de volume de uma solução 
de concentração exatamente conhecida 
necessária para reagir essencial e 
completamente com o analito. 
Análise Volumétrica 
 Titulação 
 
 Solução 
padrão. 
2 
Solução padrão 
1. Ser suficientemente estável; 
2. Reagir rapidamente com o analito; 
3. Reagir de forma mais completa possível com o 
analito; 
4. Sofrer uma reação seletiva com o analito; 
3 
Para preparar usa-se 
padrões primários ou 
padrões secundários. 
 Padrão Primário 
Composto suficientemente puro e estável que permite 
preparar uma solução padrão (primária) por pesagem 
direta do composto e diluição até um determinado 
volume de solução . 
Exemplo: Biftalato de potássio 
 Requisitos de um padrão primário: 
1. Alto grau de pureza ( ≥ 99,9%) ; 
2. Não higroscópico; 
3. Estabilidade à atmosfera; 
4. Disponível, baixo custo; 
5. Solubilidade no meio de titulação; 
6. Ter massa molar elevada. 
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 Padrão Secundário 
 
 Um reagente padrão secundário é um 
composto que permite preparar uma 
solução titulante, porém sua concentração 
é determinada através da comparação 
(PADRONIZAÇÃO) contra um padrão 
primário. 
Exemplo: NaOH 
A padronização permite determinar a concentração de uma 
solução pela sua titulação contra uma quantidade 
cuidadosamente medida de um padrão primário ou 
secundário ou um volume exatamente conhecido de outra 
solução padrão. 
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Titulação 
TITULANTE 
TITULADO 
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8 
Equipamentos utilizados em 
volumetrias 
Erlenmeyers 
Leitura do volume inicial 
Leitura do 
 volume inicial 
9 
Equipamentos utilizados em 
volumetrias 
Pisete 
Bastão de vidro 
Vidro de relógio 
Balões volumétricos 
Provetas 
Béquer 
 O PONTO ESTEQUIOMÉTRICO, DE 
EQUIVALÊNCIA OU FINAL TEÓRICO 
Ponto da titulação quando a quantidade de reagente 
padrão é EXATAMENTE equivalente à quantidade do 
analito. 
 O PONTO FINAL 
É aquele determinado experimentalmente. 
É indicado pela mudança súbita em uma propriedade 
física da solução ou de um indicador 
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TERMOS IMPORTANTES 
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O indicador deve provocar uma mudança visual 
O ponto final visível deve coincidir com o ponto final 
estequiométrico ou teórico. 
TERMOS IMPORTANTES 
 TITULAÇÃO IDEAL 
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É A DIFERENÇA ENTRE O PONTO FINAL E O PONTO 
FINAL ESTEQUIOMÉTRICO OU TEÓRICO. 
 
COMO MINIMIZAR O 
ERRO? 
 
Avaliar as melhores 
condições experimentais 
Usar um indicador mais 
apropriado 
TERMOS IMPORTANTES 
 TITULAÇÃO IDEAL 
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 Reação simples 
Reação rápida. 
 A reação deve ser a mais completa possível. 
A reação deve permitir uma perfeita determinação do 
ponto de equivalência. 
Requisitos de uma reação utilizada 
em determinações volumétricas 
 Execução rápida; 
 O método é fácil de ser instalado, 
economicamente viável; 
 Representam economia e confiabilidade, 
podendo perfeitamente serem utilizadas na 
identificação da grande maioria de agentes 
químicos em diversas situações. 
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VANTAGENS E DESVANTAGENS 
 VANTAGENS 
 DESVANTAGENS 
Ø Método menos preciso que a 
gravimetria. 
TIPOS DE 
VOLUMETRIA 
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Neutralização 
 
Precipitação 
 
Complexação 
 
Óxido-redução 
 
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 Objetiva a formação de um complexo (solúvel 
em água) com o analito, um íon metálico, este 
muitas vezes é um agente quelante. 
 
As reações envolvidas podem ser controladas pelo 
pH. 
Apesar de existir um grande número de compostos usados na 
complexometria, os complexos formados com o ácido 
etilenodiaminotetracético (EDTA), são uns dos mais comuns. 
VOLUMETRIA DE COMPLEXAÇÃO 
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 Aplicação da volumetria de complexação 
 Determinação de dureza da água, usada para avaliar sua 
qualidade. 
A dureza refere-se à concentração total de íons alcalinos-
terrosos na água. 
Como as concentrações de Ca2+ e Mg2+ são normalmente 
muito maiores do que as concentrações dos outros íons 
alcalino-terrosos, a dureza pode ser igualada a [Ca2+] + 
[Mg2+]. 
A dureza é normalmente expressa como número de 
equivalente de miligramas de CaCO3 por litro. 
Para detecção visual do ponto final, utiliza-se um indicador 
metalocrômico. 
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 O agente titulante forma um produto insolúvel 
com o analito. 
 
O titulante mais empregado é a solução padrão de 
AgNO3. O ponto final pode ser determinado de três 
formas diferente: 
 formação de um sólido colorido (ex: método de 
Mohr) . 
 formação de um complexo solúvel (ex: método 
de Volhard). 
mudança de cor associada com a adsorção de um 
indicador sobre a superfície de um sólido (ex: 
método de Fajans). 
VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO 
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Na determinação de cloreto, pelo método de Mohr, o ponto 
final é detectado através da formação de um precipitado 
vermelho entre o indicador K2CrO4 e AgNO3. As reações 
envolvidas são as seguintes: 
 
Ag+ + Cl- AgCl(s) 
 
Ag+ + CrO4
2- AgCrO4(s) 
 
Para que o ponto final seja visualizado é preciso adicionar-se 
um excesso e titulante, tornando necessária realização de um 
branco (Vb) que deve ser descontado do resultado da 
titulação da amostra (Va). 
Método Mohr 
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O método de Volhard é um procedimento indireto para 
determinação de íons que precipitam com a prata. 
 
O excesso de prata é determinado por meio de titulação, 
com uma solução padrão de tiocianato de potássio ou de 
amônio usando-se íons ferro(III) como indicador. 
 
Método Volhard 
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 Determinação de haletos; 
 
 Determinação de alguns íons metálicos. 
 Aplicação da volumetria de precipitação 
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 Este método envolve o uso de agentes 
oxidantes para a titulação de agentes redutores 
(e vice-versa). 
 
Processo no qual há transporte de elétrons, 
sendo que uma substância é oxidada e outra é 
reduzida. 
 
 
 
VOLUMETRIA DE OXIDO-REDUÇÃO 
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Uma titulação envolvendo reações de óxido-redução é 
caracterizada por uma mudança pronunciada do potencial de 
redução do sistema ao redor do seu ponto de equivalência. 
 
 A indicação do ponto final pode ser determinando de três 
formas: 
 
1. Visualmente, sem adição de indicador; 
2. Visualmente, com adição de indicador; 
3.Usando métodos eletroanalíticos 
(ex. potenciometria). 
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É muito utilizado em análise farmacêutica sendo que os 
principais métodos são: 
 
 permanganatometria (KMnO4); c 
 
 erimetria (Ce(SO4)2); i 
 
 odimetria (I2); iodometria (Iodeto/Na2S2O3); 
 
 iodatimetria (KIO3) e 
 
 dicromatometria (K2Cr2O7). 
 
 Aplicação da volumetria de óxido-redução 
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VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO 
OU ÁCIDO-BASE 
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 Em soluções aquosas, as titulações de neutralização são 
aquelas nas quais íons hidrogênio (H3O
+), são tituladas com 
íons hidroxila (OH-) ou vice-versa. 
 
A reação envolvida é uma reação de neutralização. 
HCl + NaOH  NaCl + H2O 
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VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO 
OU ÁCIDO-BASE 
ACIDIMETRIA 
 Titulação de base livres ou de bases formadas pela 
hidrólise de sais de ácidos fracos com um ácido padrão. 
ALCALIMETRIA 
 Titulação de ácidos livres ou de ácidos 
formados pela hidrólise de sais de bases fracas 
com uma base padrão. 
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 O titulante geralmente é uma base forte ou um ácido 
forte 
 
 
 
 
 
 
 
Obs: HNO3 é raramente utilizado devido ao seu elevado 
poder oxidante. 
VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO 
OU ÁCIDO-BASE 
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 É obtido com o auxílio de indicadores visuais (ácido-
base) ou por métodos instrumentais (potenciometria, 
condutometria, etc). 
PONTO FINAL DA TITULAÇÃO 
 Indicadores Ácido-Base ou indicadores de 
neutralização 
Ácidos ou bases orgânicas fracos que mudam de cor de 
acordo com o seu grau de dissociação (pH do meio). 
Intervalo de Viragem dos Indicadores Ácido-Base 
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Fenolftaleína 
Indicadores Ácido-Base 
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INDICADORES ÁCIDO-BASE 
Verde de 
bromocresol 
 
Alaranjado de metila 
 
Vermelho de 
metila 
 
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Assim como existem quatro "tipos" de ácidos e bases, a 
saber 
Ácidos fortesÁcidos fracos 
Bases fortes Bases fracas 
Existem quatro sistemas que podem ser genericamente 
representados pelos gráficos pH x volume de titulante. 
Como regra para a confecção das curvas, são colocados os 
valores do pH da solução na vertical do gráfico em função da 
quantidade de reagente titrimétrico adicionado (na horizontal 
do gráfico). 
Observam-se os quatro sistemas titrimétricos, aqui 
representados por gráficos das reações mais importantes de 
cada sistema. 
Curvas de titulação 
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ÁCIDO FORTE/BASE FORTE ÁCIDO FRACO/BASE FORTE 
ÁCIDO FRACO/BASE FRACA BASE FRACA/ÁCIDO FORTE 
50 mL de ácido 
acético 0,1 M 
50 mL de 
hidróxido de 
amônio 0,1 M 
100 mL de ácido 
acético 0,1 M 
50 mL de ácido 
clorídrico 0,1 M 
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 Aplicação da volumetria de neutralização 
 Determinação da acidez de frutas; 
 Determinação da alcalinidade da água; 
 Determinação do teor de ácido acético 
no vinagre. 
 Determinação de ácido ascórbico em 
comprimidos, etc. 
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Exercício 
Exemplo 1: A partir do padrão primário Na2CO3 preparar 
500,0 mL de uma solução a 0,2000 mol/L. 
Dados: Na = 23; C = 12; O = 16 
Resposta → m = 10,60 g 
 
Exemplo 2: Preparar 250,0 mL de uma solução de HCl 
0,1000 mol/L com as seguintes características: pureza 
37%; densidade = 1,18 g/mL. Dados: H = 1; Cl = 35,5. 
Resposta → m = 0,9125 g 
 m = 2,466 g (pureza a 37%) 
 V = 2,090 mL 
 
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Exemplo 3: Digamos que para padronizar 10 mL da 
solução de HCl acima tenham sido gastos 2,25 mL de 
solução do padrão primário Na2CO3 do exemplo 1. A 
reação entre o HCl e o Na2CO3 será: 
 
2HCl + Na2CO3 → NaCl + H2O + CO2 
 
Resposta → C (HCl) = 0,09 mmol/mL ou 0.09 mol/L 
 
 
 
39 
Exemplo 4: Uma porção de 50,0 mL de solução de HCl 
requereu 29,71 mL de Ba(OH)2 0,01963 mol/L para alcançar 
o ponto final usando o verde de bromocresol como 
indicador. Calcular a concentração molar do HCl . 
 
Ba(OH)2 + 2HCl → BaCl2 + 2H2O 
 1 mmol 2 mmol 
 0,5832 mmol X 
 
nBa(OH)2 = CBa(OH)2 x VBa(OH)2 
nBa(OH)2 = 0,5832 mmol/mL 
 
nHCl = 0,5832 X 2 
nHCl = 1,1654 mmol 
CHCl = 1,1664 mmol = 0,02333 mol/L 
 50 mL 
Profa. Nedja Fernandes DQ/UFRN 40 
Exemplo 5: Uma amostra de 25 mL de uma água de caldeira 
necessita de 10 mL de uma solução 0,1mol/L de HNO3 para a 
sua completa neutralização. Determine a alcalinidade da 
amostra, expressando o resultado em gramas por litro de 
NaOH. 
 
1,6 g/L de NaOH 
 
Exemplo 6: Dissolve-se 1,04 g de carbonato de sódio 
(Na2CO3) em água destilada e coloca-se em um erlenmyer. O 
ácido sulfúrico que se deseja titular é gotejado através da 
bureta, gastando-se 23,6 mL desse ácido para a 
neutralização, tendo como indicador o heliantina. Qual a 
concentração molar da solução de H2SO4? 
 
Profa. Nedja Fernandes DQ/UFRN 41 
Exemplo 7: Calcule o pH da solução formada quando 45,0 
mL de 0,100 mol/L de NaOH forem adicionados a 50,0 mL 
de 0,100 mol/L de HC2H3O2. (Ka = 1,8 x 10
-5). 
 pH = 5,70 
Exemplo 8: Calcule o pH no ponto de equivalência na 
titulação de 50 mL de 0,100 mol/L de HC2H3O2 com 0,100 
mol/L de NaOH. 
 
pH = 8,72 
42 
 SKOOG, D.A., WEST, D. M., HOLLER, F. J., CROUCH, S.R. Química Analítica, 
Editora Thonson, São Paulo, 2005. 
 
 HARRIS, D. C. Análise Química Qantitativa, 6ª ed., LCT editora, Brasil 2005, 
tradução da 6ª ed, 2003, por José Alberto Portela Bonapace e Oswaldo Esteves Barcia. 
 
 Vogel, A. I. Análise Química Quantitativa, 6a ed., LTC – Livros Técnicos e 
Científicos, Rio de Janeiro, 2002. 
 
 BACCAN, N., ANDRADE J.C., GODINHO, O.E.S., BARONE, J. S. Química 
Analítica Quantitativa Elementar, Editora Edgard Blucher, Campinas, 2001. 
 
Referências Bibliográfias